全国高考化学 化学键的综合高考真题汇总含详细答案.docx

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全国高考化学化学键的综合高考真题汇总含详细答案

全国高考化学化学键的综合高考真题汇总含详细答案

一、化学键练习题（含详细答案解析）

1．

（1）写出表示含有8个质子、10个中子的原子的化学符号_____________；

（2）元素周期表中位于第8列的Fe元素属于________族；

（3）相同质量的14C18O2与SO2的核外电子数之比为___________；

（4）在KCl、NaOH、CaCl2、H2O2、Na2O2中既含有离子键又含共价键的物质的电子式为_____；

（5）某化合物XY2中，X、Y均为周期表前20号元素，其阳离子和阴离子的电子层结构相同，且1molXY2含有54mol电子。

用电子式表示该化合物的形成过程____________；

（6）A+、B+、C-、D、E5种微粒（分子或离子），它们都含有10个电子，已知它们有如下转化关系：

A++C-

D+E↑其离子方程式为_______。

【答案】188OVIII22:

25

和

NH4++OH-

NH3+H2O

【解析】

【分析】

（1）质子数=原子序数，质子数+中子数=质量数，根据原子表示法来回答；

（2）根据元素周期表中元素和周期以及族的分布知识来回答；

（3）14C18O2的物质的量为50g/mol，含有的电子数为22，SO2的物质的量为64g/mol，含有的电子数为32；

（4）KCl为离子化合物，只含有离子键；NaOH为离子化合物，含有离子键和共价键；CaCl2为离子化合物，只含有离子键；H2O2为共价化合物，只含有共价键；Na2O2为离子化合物，含有离子键和共价键；

（5）A+，B+，C-，D，E五种微粒（分子或离子），均含有10个电子，由A++C—

D+E，可知A+为NH4+、C—为OH-、D为H2O、E为NH3。

【详解】

（1）含有8个质子的原子为O原子，原子含有10个中子，其质量数=10+8=18，则核素的符号为188O，故答案为：

188O；

（2）周期表中位于第8纵列的铁元素为过渡元素，位于周期表VIII族，故答案为：

VIII；

（3）14C18O2的物质的量为50g/mol，含有的电子数为22，SO2的物质的量为64g/mol，含有的电子数为32，则相同质量的14C18O2与SO2的核外电子数之比为

=

，故答案为：

22:

25；

（4）KCl为离子化合物，只含有离子键；NaOH为离子化合物，含有离子键和共价键；CaCl2为离子化合物，只含有离子键；H2O2为共价化合物，只含有共价键；Na2O2为离子化合物，含有离子键和共价键，则含有离子键又含共价键的NaOH和Na2O2的电子式分别为

和

，故答案为：

和

；

（4）化学试剂的主要成分为XY2，X、Y均为周期表前20号元素，其阳离子和阴离子的电子层结构相同，说明含有相同的核外电子数，由1molXY2含有54mol电子可知阴、阳离子核外电子数为

=18，则XY2为CaCl2，用电子式表示CaCl2的形成过程为

，故答案为：

；

（5）A+，B+，C-，D，E五种微粒（分子或离子），均含有10个电子，由A++C—

D+E，可知A+为NH4+、C—为OH-、D为H2O、E为NH3，则NH4+与OH-共热反应的离子方程式为NH4++OH-

NH3+H2O，故答案为：

NH4++OH-

NH3+H2O。

2．

工业制备纯碱的原理为：

NaCl+CO2+NH3+H2O→NH4Cl+NaHCO3↓。

完成下列填空：

（1）上述反应体系中出现的几种短周期元素，非金属性最强的是__，第二周期原子半径由大到小的是__。

（2）反应体系中出现的非金属元素可形成多种化合物，其中和铵根离子空间构型相同且属于有机物的电子式是__，该分子为__（选填“极性”、“非极性”）分子。

（3）写出上述元素中有三个未成对电子的原子核外电子排布式__，下列关于该元素和氧元素之间非金属性大小判断依据正确的是___（填编号）

a.最高价氧化物对应水化物的酸性

b.两元素形成化合物的化合价

c.气态氢化物的稳定性

d.氢化物水溶液的酸碱性

侯氏制碱法也称联碱法，联合了合成氨工厂，发生如下反应：

N2+3H2

2NH3

（4）工业为了提高H2的转化率，一般会加入稍过量的N2，这样做对平衡常数的影响是__（填“变大”，“变小”或“无影响”，下同），对N2的转化率的影响是___，对H2的反应速率的影响是__。

（5）该反应的催化剂是__（填名称）。

反应本身为放热反应，但是工业仍然选择高温的理由是：

__。

【答案】OC＞N＞O

非极性1s22s22p3bc无影响减小变大铁触媒高温加快反应速率，催化剂适宜温度

【解析】

【分析】

【详解】

（1）上述反应体系中出现的几种短周期元素为:

H、C、N、O、Na、Cl。

同周期元素，从左往右非金属性越来越强，同族元素从下往上，非金属性越来越强，所以几种短周期元素中非金属性最强的是O；同周期从左往右，元素的原子半径越来越小，C、N、O为第二周期的元素，其原子半径由大到小的顺序为：

C＞N＞O；

（2）铵根离子空间构型为正四面体形，反应体系中出现的非金属元素可形成多种化合物，其中和铵根离子空间构型相同且属于有机物的是CH4，其电子式是

，该分子为非极性分子；

（3）上述元素中有三个未成对电子的原子为N，其核外电子排布式为1s22s22p3，关于N与O元素之间非金属性大小判断依据：

a.O无最高价氧化物对应的水化物，a不能作为判据；

b.可根据两元素形成化合物NO中两元素的化合价来判断两者的非金属性大小，b能作为判据；

c.两者的气态氢化物分别为H2O、NH3，根据氢化物的稳定性可判断两者的非金属性大小，c能作为判据；

d.氢化物水溶液的酸碱性不能作为判断两者的非金属性大小的依据，d不能作为判据；

答案选bc；

（4）工业为了提高H2的转化率，加入稍过量的N2，因为温度不变，所以反应的平衡常数不变，增大N2的量，平衡移动最终只能削弱条件改变带来的影响而不能彻底消除，所以N2的量会比加量前平衡时的量要多，所以N2的转化率会降低，但会提高另一反应物（H2）的转化率；

（5）合成氨反应的催化剂是铁触媒。

反应本身为放热反应，但是工业仍然选择高温的理由是：

高温能够加快反应速率，且在该温度下适合催化剂发挥作用，即催化剂的活性强。

【点睛】

元素非金属性大小的主要比较方法：

①根据元素周期表判断：

同周期从左到右，非金属性逐渐增强；同主族从上到下非金属性逐渐减弱。

②从元素单质与氢气化合难易上比较：

非金属单质与H2化合越容易，则非金属性越强。

③从形成氢化物的稳定性上进行判断：

氢化物越稳定，非金属性越强。

④从非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断：

若最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强。

⑤从非金属阴离子还原性强弱判断:

非金属阴离子还原性越强，对应原子得电子能力越弱,其非金属性越弱。

⑥根据两种元素对应单质化合时电子的转移或化合价判断：

一般来说，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原子的电子能力强于失电子而显正价的元素原子。

3．

完成下列问题：

（1）氮和磷氢化物热稳定性的比较：

NH3______PH3（填“>”或“<”）。

（2）PH3和NH3与卤化氢的反应相似，产物的结构和性质也相似。

下列对PH3与HI反应产物的推断正确的是_________（填序号）。

a．不能与NaOH反应b．含离子键、共价键c．受热可分解

（3）已知H2与O2反应放热，断开1molH-H键、1molO=O键、1molO-H键所需要吸收的能量分别为Q1kJ、Q2kJ、Q3kJ，由此可以推知下列关系正确的是______。

①Q1+Q2>Q3②2Q1+Q2<4Q3③2Q1+Q2<2Q3

（4）高铁电池总反应为：

3Zn+2K2FeO4+8H2O=3Zn（OH）2+2Fe（OH）3+4KOH，写出电池的正极反应：

__________，负极反应________________。

【答案】>bc②FeO42-+3e-+4H2O=Fe（OH）3+5OH-Zn+2OH--2e-=Zn（OH）2

【解析】

【分析】

（1）根据元素的非金属性越强，其相应的简单氢化物越稳定分析；

（2）PH3与HI反应产生PH4I，相当于铵盐，具有铵盐的性质；

（3）根据旧键断裂吸收的能量减去新键生成释放的能量的差值即为反应热，结合燃烧反应为放热反应分析解答；

（4）根据在原电池中，负极失去电子发生氧化反应，正极上得到电子发生还原反应，结合物质中元素化合价及溶液酸碱性书写电极反应式。

【详解】

（1）由于元素的非金属性：

N>P，所以简单氢化物的稳定性：

NH3>PH3；

（2）a．铵盐都能与NaOH发生复分解反应，所以PH4I也能与NaOH发生反应，a错误；

b．铵盐中含有离子键和极性共价键，所以PH4I也含离子键、共价键，b正确；

c．铵盐不稳定，受热以分解，故PH4I受热也会发生分解反应，c正确；

故合理选项是bc；

（3）1molH2O中含2molH-O键，断开1molH-H、1molO=O、1molO-H键需吸收的能量分别为Q1、Q2、Q3kJ，则形成1molO-H键放出Q3kJ热量，对于反应H2（g）+

O2（g）=H2O（g），断开1molH-H键和

molO=O键所吸收的能量（Q1+

Q2）kJ，生成2molH-O新键释放的能量为2Q3kJ，由于该反应是放热反应，所以2Q3-（Q1+

Q2）>0，2Q1+Q2<4Q3，故合理选项是②；

（4）在原电池中负极失去电子发生氧化反应，正极上得到电子发生还原反应。

根据高铁电池总反应为：

3Zn+2K2FeO4+8H2O=3Zn（OH）2+2Fe（OH）3+4KOH可知：

Fe元素的化合价由反应前K2FeO4中的+6价变为反应后Fe（OH）3中的+3价，化合价降低，发生还原反应，所以正极的电极反应式为：

FeO42-+3e-+4H2O=Fe（OH）3+5OH-；Zn元素化合价由反应前Zn单质中的0价变为反应后Zn（OH）2中的+2价，化合价升高，失去电子，发生氧化反应，所以负极的电极反应式为Zn+2OH--2e-=Zn（OH）2。

【点睛】

本题考查了元素周期律的应用及键能与反应热的关系、原电池反应原理的应用。

元素周期律是学习化学的重要规律，要掌握物质性质变化的规律及物质的特殊性，结合具体物质分析。

在化学反应过程中伴随的能量变化可能是热能、电能及光能，化学能的断裂与形成是能量变化的根本原因。

在书写原电池电极反应式时要结合元素化合价升降及电解质溶液的酸碱性分析，明确负极发生氧化反应，正极发生还原反应。

4．

现有a～g7种短周期元素，它们在元素周期表中的相对位置如表所示，请回答下列问题：

（1）下列选项中，元素的原子间最容易形成离子键的是___（填序号，下同），元素的原子间最容易形成共价键的是___。

A．c和fB．b和gC．d和gD．c和e

（2）下列由a～g7种元素原子形成的各种分子中，所有原子最外层都满足8电子稳定结构的是___（填序号）。

A．ea3B．agC．fg3D．dg4

（3）由题述元素中的3种非金属元素形成的AB型离子化合物的电子式为___。

（4）c与e可形成一种化合物，试写出该化合物的化学式：

___，其含有的化学键类型为___，其与过量稀盐酸反应的化学方程式为___。

【答案】BCCD

Mg3N2离子键Mg3N2+8HCl=3MgCl2+2NH4Cl

【解析】

【分析】

首先确定a～g的7种元素具体是什么元素，

（1）一般来说，活泼金属和活泼非金属元素之间易形成离子键，非金属元素之间易形成共价键；

（2）根据各分子中非金属元素的原子形成的共用电子对情况分析；

（3）3种非金属元素形成的AB型离子化合物是NH4Cl；

（4）根据化合物中的成键元素来判断化学键类型，并根据物质的性质来书写方程式。

【详解】

根据元素在元素周期表中的相对位置可知a、b、c、d、e、f、g分别为H、Na、Mg、C、N、P、Cl，

（1）碱金属元素原子与卤素原子间最容易形成离子键，故Na与Cl最容易形成离子键，故B符合；c为金属元素，不容易与其他元素形成共价键，非金属元素间一般形成共价键，则C与Cl之间最容易形成共价键，故C符合，故答案为：

B；C；

（2）各选项对应的分子分别为NH3、HCl、PCl3、CCl4，其中NH3、HCl中由于氢形成的是2电子稳定结构，故不符合题意；而PCl3中，磷原子核外最外层电子数为5，它与氯原子形成共价键时，构成PCl3中的磷原子、氯原子最外层都达到8电子结构，同理，CCl4亦符合题意，故答案为：

CD；

（3）3种非金属元素形成的AB型离子化合物是NH4Cl，其电子式为

，故答案为：

；

（4）Mg与N形成离子化合物Mg3N2，该物质与过量稀盐酸反应生成MgCl2和NH4Cl，故答案为：

Mg3N2；离子键；Mg3N2+8HCl=3MgCl2+2NH4Cl。

5．

同一周期（短周期）各元素形成单质的沸点变化如下图所示（按原子序数连续递增顺序排列）。

该周期部分元素氟化物的熔点见下表。

氟化物

AF

BF2

DF4

熔点/K

1266

1534

183

（1）A原子核外共有_______种不同运动状态的电子、_______种不同能级的电子；

（2）元素C的最高价氧化物对应水化物的电离方程式为__________；

（3）解释上表中氟化物熔点差异的原因：

_______；

（4）在E、G、H三种元素形成的氢化物中，热稳定性最大的是_______（填化学式）。

A、B、C三种原子形成的简单离子的半径由大到小的顺序为______（填离子符号）。

【答案】114AlO2-+H++H2O

Al（OH）3

Al3++3OH-NaF与MgF2为离子晶体，离子之间以离子键结合，离子键是强烈的作用力，所以熔点高；Mg2+的半径比Na+的半径小，离子电荷比Na+多，故MgF2的熔点比NaF高；SiF4为分子晶体，分子之间以微弱的分子间作用力结合，故SiF4的熔点低HClNa+>Mg2+>Al3+

【解析】

【分析】

图中曲线表示8种元素的原子序数（按递增顺序连续排列）和单质沸点的关系，H、I的沸点低于0℃，根据气体的沸点都低于0℃，可推断H、I为气体，气体元素单质为非气体，故为第三周期元素，则A为Na，B为Mg，C为Al，D为Si，E为P、G为S，H为Cl，I为Ar。

（1）原子中没有运动状态相同的电子，由几个电子就具有几种运动状态；

根据核外电子排布式判断占有的能级；

（2）氢氧化铝为两性氢氧化物，有酸式电离与碱式电离；

（3）根据晶体类型不同，以及同种晶体类型影响微粒之间作用力的因素解答；

（4）同周期自左而右非金属性增强，非金属性越强氢化物越稳定；

电子层结构相同核电荷数越大离子半径越小，据此解答。

【详解】

由上述分析可知：

A为Na，B为Mg，C为Al，D为Si，E为P、G为S，H为Cl，I为Ar。

（1）A为Na元素，原子核外电子数为11，故共有11种不同运动状态的电子，原子核外电子排布式为1s22s22p63s1，可见有4种不同能级的电子；

（2）Al（OH）3为两性氢氧化物，在溶液中存在酸式电离和碱式电离两种形式的电离作用，电离方程式为：

AlO2-+H++H2O

Al（OH）3

Al3++3OH-；

（3）NaF与MgF2为离子晶体，阳离子与阴离子之间以强烈的离子键结合，断裂化学键需消耗较高的能量，因此它们的熔沸点较高；由于Mg2+的半径比Na+的半径小，带有的电荷比Na+多，所以MgF2的熔点比NaF高；而SiF4为分子晶体，分子之间以微弱的分子间作用力结合，破坏分子间作用力消耗的能量较少，故SiF4的熔点低；

（4）同一周期元素从左到右元素的非金属性逐渐增强，元素的非金属性：

Cl>S>P。

元素的非金属性越强，其相应的简单氢化物就越稳定，故HCl最稳定性，Na+、Mg2+、Al3+核外电子排布都是2、8，电子层结构相同，对于电子层结构相同的离子来说，离子的核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径Na+>Mg2+>Al3+。

【点睛】

本题考查核外电子排布规律、晶体结构与性质的关系、元素周期律等的应用，根据图象信息判断出元素是解题关键，突破口为二、三周期含有气体单质数目。

6．

碳与硅是十分重要的两种元素，金刚石、SiC具有耐磨、耐腐蚀特性，应用广泛。

（1）碳元素在周期表中的位置是_______________，其原子核外通常未成对电子数为___________个。

（2）已知2Ca3（PO4）2（s）+10C（s）→P4（g）+6CaO（s）+10CO（g）反应中，被破坏的化学键有________。

a．离子键b.极性共价键c.非极性共价键

（3）一定条件下，Na还原CCl4可制备金刚石，反应结束冷却至室温后，除去粗产品中少量钠的试剂为_______________。

（4）下列叙述正确的有____________填序号），

①Na还原CCl4的反应、Cl2与H2O的反应均是置换反应

②水晶、干冰熔化时克服粒子间作用力的类型相同

③NaSiO3溶液与SO3的反应可用于推断Si与S的非金属性强弱

④Si在一定条件下可与FeO发生置换反应

【答案】第二周期第IVA族2abc水（或乙醇）③④

【解析】

【分析】

【详解】

（1）碳元素的电子层数为2，最外层电子数为4，所以在周期表中的位置是第二周期第IVA族，碳元素的2p能级上有2个未成对电子。

（2）由2Ca3（PO4）2（s）+10C（s）→P4（g）+6CaO（s）+10CO，可知：

钙离子和磷酸根离子之间的离子键被破坏，磷原子和氧原子间的极性共价键被破坏，另外C中非极性共价键也被破坏，因此答案选abc。

（3）由于Na可以与水（或乙醇）发生反应，而金刚石不与水（或乙醇）反应，所以除去粗产品中少量的钠可用水（或乙醇）。

（4）①Na还原CCl4生成NaCl和C，属于置换反应，但Cl2与H2O反应生成HCl和HClO，不是置换反应，故①错误；②水晶属于原子晶体，而干冰属于分子晶体，熔化时克服粒子间作用力的类型不相同，前者是共价键，后者是分子间作用力，故②错误；③Na2SiO3溶液与SO3的反应，说明酸性H2SiO3比H2SO4弱，可用于推断Si与S的非金属性强弱，故③正确；④C和Si同主族性质相似，Si在一定条件下可与FeO发生置换反应，故④正确，答案选③④。

7．

甲烷的氯化反应式为：

CH4+Cl2

CH3Cl+HCl。

对于该反应机理（反应过程）的详细描述如下:

链引发Cl2

2Cl·

链增长CH4+Cl·

·CH3+HCl△H=+7.5kJ/mol

CH3+Cl2

CH3Cl+Cl·△H=-112.9kJ/mol

链终止·Cl+Cl·

Cl2

CH3+·CH3

H3CCH3

CH3+Cl·

H3CCl

（1）在链增长的第二步反应中形成的化合物的电子式为_______；在反应机理的三个阶段破坏或形成的化学键类型均为_________。

（2）在短周期主族元素中，氯元素与其相邻元素的原子半径由大到小的顺序为_________（用元素符号表示）；与氯元素同周期且金属性最强的元素位于周期表的第_____周期，第____族。

（3）链引发的反应为_______反应（选填“吸热”或“放热”，下同），链终止的反应为_______反应。

（4）卤素单质及化合物在许多性质上都存在着递变规律，下列递变顺序正确的是_______。

（选填字母编号）

a.相同条件下卤化银的溶解度按AgCl、AgBr、AgI的顺序依次增大

b.卤化氢溶入水的酸性按HF、HCl、HBr、HI的顺序依次减弱

c.卤化氢的还原性按HF、HCl、HBr、HI的顺序依次减弱

d.卤素单质氧化性按F2、Cl2、Br2、I2的顺序依次减弱

【答案】

共价键S>Cl>F三、ⅠA吸热放热d

【解析】

【分析】

（1）在链增长的第二步反应中形成的化合物为CH3Cl，碳原子与氯原子周围分别有8个电子；非金属元素原子间形成共价键；

（2）在短周期主族元素中，氯元素与其相邻元素有F、S，根据电子层数和核电荷数判断半径大小；同一周期碱金属的金属性最强；

（3）旧化学键的断裂要吸收能量，新化学键的生成要放出能量；

（4）第ⅦA族元素中，随着原子序数的增大得电子能力逐渐减弱、氢化物的酸性逐渐增强、单质的沸点逐渐增大、单质的氧化性逐渐减弱、氢化物的还原性逐渐增强、单质与氢气化合逐渐困难、氢化物的沸点逐渐增大（HF除外）、氢化物的稳定性逐渐减弱，卤化银的溶解度逐渐减小，据此解答。

【详解】

（1）在链增长的第二步反应中形成的化合物为CH3Cl，CH3Cl分子中碳原子最外层有4个电子，能形成4个共价键达到稳定结构，每个氢原子或氯原子能形成一个共价键达到稳定结构，电子式：

，非金属元素原子间形成共价键，则在反应机理的三个阶段破坏或形成的化学键类型均为共价键；

（2）在短周期主族元素中，氯元素与其相邻元素有F、S，Cl、S含有三个电子层，F有两个电子层，则三种元素中F的原子半径最小，Cl、S在同一周期，电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小，则半径：

S>Cl，所以原子半径：

S>Cl>F；同一周期元素中，碱金属的金属性最强，则与氯元素同周期且金属性最强的元素为Na，位于周期表的第三周期第IA族；

（3）链引发Cl2

2Cl，有旧化学键的断裂要吸收能量，为吸热反应；Cl+Cl•→Cl2，CH3+•CH3→H3CCH3，CH3+Cl•→H3CCl，反应中有新化学键的生成要放出能量，为放热反应；

（4）a.相同条件下卤化银的溶解度按AgCl、AgBr、AgI的顺序依次减小，a错误；

b.卤化氢溶入水的酸性按HF、HCl、HBr、HI的顺序依次增强，b错误；

c.随着原子序数的增大，单质得电子能力逐渐减弱，其阴离子失电子能力逐渐增强，所以HF、HCl、HBr、HI的还原性按HF、HCl、HBr、HI的顺序依次增强，c错误；

d.随着原子序数的增大，单质得电子能力逐渐减弱，所以单质F2、Cl2、Br2、I2的氧化性依次减弱，d正确；

故合理选项是d。

【点睛】

本题主要考查卤族元素的递变规律，掌握元素的周期性变化规律是解答的关键，注意把握电子式的书写方法和非金属性强弱的判断方法。

8．

在构成宇宙万物的一百多种元素中，金属约占了80%，它们在现代工业和新材料、新技术研究中具有至关重要的意义。

现有a、b、c、d四种金属元素，a是人体内含量最多的金属元素，b是地壳中含量最多的金属元素，c是海水中含量最多的金属元素，d是人类冶炼最多的金属元素。

（1）元素a在元素周期表中的位置为______；a原子的核外能量不同的电子有____种。

（2）下列可以证明b、c金属性强弱的是_____。

A．最高价氧化物对应水化物的溶解性：

b＜c

B．单质与水反应的剧烈程度：

b＜c

C．相同条件下，氯化物水溶液的pH值：

b＜c

D．c可以从b的氯化物水溶液中置换出b

（3）人类冶炼d的时候一般得到的是d的合金，潮湿环境中其表面会产生一层水膜，从而发生腐蚀。

下列关于该腐蚀的说法正确的是_____。

A．腐蚀过程中，一定会有气体放出

B．腐蚀过程中，水膜的碱性会增强

C．在酸性条件下，负极的电极反应式为：

2H++2e-=H2↑

D．与电源的负极相